Załącznik Nr 5 do Zarz. Nr 33/11/12 (pieczęć wydziału) KARTA PRZEDMIOTU Z1-PU7 WYDANIE N1 Strona 1 z 5 1. Nazwa przedmiotu: CHEMIA FIZYCZNA 2. Kod przedmiotu: 3. Karta przedmiotu ważna od roku akademickiego: 2013/14 4. Forma kształcenia: studia pierwszego stopnia 5. Forma studiów: studia stacjonarne 6. Kierunek studiów: CHEMIA 7. Profil studiów: ogólnoakademicki 8. Specjalność: - 9. Semestr: III, IV 10. Jednostka prowadząca przedmiot: Katedra Fizykochemii i Technologii Polimerów 11. Prowadzący przedmiot: wykład: prof. dr hab. inż. Mieczysław Łapkowski ćwiczenia tablicowe: dr inż. Roman Turczyn, dr inż. Agnieszka Krowiak ćwiczenia : dr inż. Roman Turczyn, dr inż. Krzysztof Kozieł, dr inż. Joanna Strzezik, dr inż. Agnieszka Stolarczyk, mgr inż. Aleksandra Kurowska, mgr inż. Sandra Pluczyk 12. Przynależność do grupy przedmiotów: przedmioty wspólne 13. Status przedmiotu: obowiązkowy 14. Język prowadzenia zajęć: polski 15. Przedmioty wprowadzające oraz wymagania wstępne: matematyka, fizyka, chemia ogólna 16. Cel przedmiotu: Dzięki uczestnictwu w wykładach, ćwiczeniach rachunkowych i laboratoryjnych studenci nabierają umiejętności określania podstawowych wielkości fizykochemicznych, rozumienia zjawisk i procesów fizykochemicznych w przyrodzie oraz wykorzystywania praw przyrody w technice i w życiu codziennym. 17. Efekty kształcenia: 1 Nr Opis efektu kształcenia Metoda sprawdzenia efektu kształcenia SEMESTR III 1 Zna podstawowe prawa termodynamiki chemicznej i potrafi je zastosować do obliczania zmian funkcji termodynamicznych reakcji chemicznych 2 Potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, zna podstawowe zagadnienia związane z przemianami fazowymi 3 Zna, rozumie i potrafi scharakteryzować stan równowagi chemicznej 4 Rozumie wpływ funkcji stanu na stan równowagi procesów fizycznych i chemicznych 5 Potrafi przeprowadzić obliczenia szybkości reakcji chemicznych oraz składu mieszaniny reakcyjnej dla określonych warunków prowadzenia procesu Forma prowadzenia zajęć Odniesienie do efektów dla kierunku studiów K_W01 +++ K_U02 ++ K_W11 ++ ćwiczenia K_U02 ++ tablicowe K_U08 + K_W01 +++ K_U02 ++ ćwiczenia tablicowe ćwiczenia tabl. i K_W11 ++ K_U02 +++ K_U08 + K_W13 +++ K_W14 ++ K_U02 ++ 1 należy wskazać ok. 5 8 efektów kształcenia
6 Zna podstawowe zagadnienia z zakresu zjawisk powierzchniowych egzamin ćwiczenia K_W01 ++ K_U02 ++ SEMESTR IV 7 Potrafi opisać równowagi fazowe w układach jedno- i K_W11 ++ wieloskładnikowych oraz zna prawa opisujące te ćwiczenia tabl. i K_U02 ++ zjawiska K_U08 + 8 Potrafi wykazać zastosowanie poznanych praw K_W13 +++ równowag fazowych w procesach technologicznych: ćwiczenia tabl. i K_W14 ++ destylacji i ekstrakcji K_U02 ++ 9 Posiada wiedzę na temat wpływu budowy materii na jej właściwości elektryczne i magnetyczne egzamin K_W01 +++ K_W11 ++ 10 Rozumie zjawiska zachodzące podczas przepływu prądu K_W02 ++ elektrycznego przez roztwory elektrolitów ćwiczenia tabl. i K_W16 ++ K_U09 ++ K_K02 +++ 11 Zna budowę ogniw galwanicznych, potrafi wyznaczyć K_W02 ++ SEM ogniwa rachunkowo i doświadczalnie 12 potrafi zaplanować i przeprowadzić eksperyment fizykochemiczny oraz potrafi wykonać prawidłową analizę i interpretację wyników doświadczalnych i oszacować ich niepewność pomiarową 18. Formy zajęć dydaktycznych i ich wymiar (liczba godzin) semestr 3 W. 45 h Ćw. 30 h semestr 4 W. 30 h Ćw. 30 h L. 60 h 19. Treści kształcenia: ćwiczenia tabl. K_W16 ++ K_U09 ++ K_K02 +++ K_K02 ++ K_U09 +++ K_U10 +++ K_U12 + A. Program wykładów TERMODYNAMIKA CHEMICZNA Układ, otoczenie, układy zamknięte i otwarte. Stan układu, parametry stanu układu, funkcje stanu. Energia wewnętrzna. Praca elementarna, praca objętościowa i nieobjętościowa. Entalpia. Pierwsza zasada termodynamiki. Ciepło właściwe w stałej objętości i pod stałym ciśnieniem. Zależność C p od temperatury. Zależność pomiędzy C p i C v. Zależność między energią wewnętrzną i entalpią reakcji. Prawo Hessa. Molowa entalpia spalania, entalpia tworzenia. Zależność ciepła reakcji od temperatury. Prawo Kirchhoffa. Druga zasada termodynamiki. Entropia. Energia swobodna i entalpia swobodna. Kryteria równowagi termodynamicznej. Związki matematyczne między funkcjami termodynamicznymi. Równania Gibbsa-Helmholtza. Entropia molowa jako funkcja temperatury. Teoremat Nernsta i postulat Plancka (trzecia zasada termodynamiki). STANY SKUPIENIA Gazy: Gaz doskonały, prawo Boyle'a-Mariotte a, prawo Gay-Lussaca, prawo Charlesa, równanie stanu gazu doskonałego, prawo Daltona. Energia wewnętrzna, entalpia i entropia gazu doskonałego. Model gazu doskonałego (teoria kinetyczno cząsteczkowa). Ciepło molowe gazów doskonałych. Gazy rzeczywiste. Niedoskonałe zachowanie się gazów, współczynnik ściśliwości, temperatura Boyle a. Równanie van der Waalsa, równanie Berthelota, równanie wirialne. Skraplanie gazów i zjawiska krytyczne. Równanie van der Waalsa a stan krytyczny. Dyfuzja gazów, pierwsze i drugie prawo Ficka. Ciecze : Ruch cząsteczek w cieczach, siły wzajemnego oddziaływania, wykres zależności energii potencjalnej od odległości cząsteczek. Właściwości cieczy. Ściśliwość, lepkość, równanie Newtona, lepkość dynamiczna i kinematyczna, równanie Poisseule a, napięcie powierzchniowe. Ciekłe kryształy i ich zastosowania. Ciała stałe: Ogólna charakterystyka fazy stałej. Ciepło molowe ciał stałych. Energia sieci krystalicznej, cykl Borna-Habera. Przewodnictwo elektryczne ciał stałych: teoria elektronowa metali, teoria pasmowa ciała stałego, podział na przewodniki, izolatory i półprzewodniki. STATYKA CHEMICZNA Potencjał chemiczny, aktywność termodynamiczna składnika mieszaniny. Równanie Gibbsa-Duhema. Prawo działania mas i jego zastosowanie. Zależność między standardową entalpią swobodną ΔG o a stałą równowagi reakcji (izoterma van t Hoffa). Zależność stałej równowagi reakcji od temperatury - izobara van t Hoffa. Zasada Le Chateliera Brauna (reguła przekory). KINETYKA CHEMICZNA
Podstawowe pojęcia kinetyki chemicznej: szybkość reakcji, równanie kinetyczne, rząd reakcji, stała szybkości, cząsteczkowość reakcji, stopień przemiany (przereagowania) α, czas połowicznej przemiany τ 1/2. Równania kinetyczne prostych reakcji. Reakcje rzędu: zerowego, pierwszego, drugiego, trzeciego. Równania kinetyczne reakcji złożonych: reakcje wyraźnie odwracalne, reakcje równoległe, reakcje następcze. Wyznaczanie parametrów kinetycznych reakcji: metoda różnicowa van't Hoffa, metoda izolacyjna (nadmiaru) Ostwalda, metoda całkowa. Wpływ temperatury na szybkość reakcji, równanie Arrheniusa, energia aktywacji reakcji. Teoria kompleksu aktywnego (stanu przejściowego, bezwzględnej szybkości reakcji). Teoria zderzeń aktywnych. Kataliza podstawowe pojęcia, charakterystyka różnych rodzajów katalizy. Przykładowe zastosowania katalizy w przemyśle. RÓWNOWAGI FAZOWE Prawo równowagi w układzie wielofazowym i wieloskładnikowym, reguła faz. Układy jednoskładnikowe wielofazowe, równanie Clausiusa-Clapeyrona. Wykresy fazowe wody, CO 2 i siarki. Układy wieloskładnikowe jednofazowe. Funkcje termodynamiczne składników roztworu, potencjał chemiczny jako funkcja składu roztworu. Układy dwuskładnikowe wielofazowe (faza ciekła-para). Równowaga mieszaniny dwu cieczy z parą. Prawo Raoulta. Układy doskonałe i niedoskonałe. Układy wykazujące dodatnie i ujemne odchylenia od prawa Raoulta. Rozpuszczalność gazów w cieczach prawo Henry ego. Izotermiczne równowagi ciecz-para układów dwuskładnikowych: skład pary w równowadze z cieczą. Układy zeotropowe i azeotropowe, azeotropy ujemne, azeotropy dodatnie. Izobaryczne równowagi ciecz-para układów dwuskładnikowych: układy zeotropowe, azeotrop ujemny, azeotrop dodatni. Destylacja i rektyfikacja mieszanin dwuskładnikowych i wieloskładnikowych. Układy dwuskładnikowe ciekłe (równowaga ciecz-ciecz). Górna krytyczna temperatura mieszalności, dolna krytyczna temperatura mieszalności, wykresy fazowe układów dwuskładnikowych częściowo mieszających się cieczy. Układy dwuskładnikowe wielofazowe (faza stała-ciecz). Układy eutektyczne dwuskładnikowe proste. Układy dwuskładnikowe, w których w całym zakresie stężeń tworzą się roztwory stałe. Układy trójskładnikowe ciekłe, trójkąt Gibbsa. Układy: jedna para cieczy, dwie pary cieczy, trzy pary cieczy o ograniczonej rozpuszczalności wzajemnej. Równowagi w układach trójskładnikowych. Prawo podziału Nernsta. RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ROZCIEŃCZONYCH Obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu, stała krioskopowa, wyznaczanie masy cząsteczkowej substancji nielotnej. Pomiar temperatury krzepnięcia. Obniżenie prężności pary roztworu substancji nielotnej. Podwyższenie temperatury wrzenia roztworu substancji nielotnej, stała ebulioskopowa. Równowaga osmotyczna. Zjawisko osmozy. Ciśnienie osmotyczne. ZJAWISKA POWIERZCHNIOWE Zjawisko adsorpcji. Zjawiska na granicy faz ciało stałe-gaz lub ciało stałe-ciecz. Podstawowe pojęcia adsorpcji. Adsorpcja na granicy faz ciecz-gaz, równanie Gibbsa, substancje powierzchniowo czynne. Wpływ błonek adsorpcyjnych na właściwości powierzchni, flotacja. Rodzaje adsorpcji, cechy charakterystyczne adsorpcji fizycznej i chemicznej. Izotermy adsorpcji fizycznej. Izotermy adsorpcji chemicznej. Zastosowania adsorpcji, chromatografia. Znaczenie adsorpcji w katalizie heterogenicznej. KOLOIDY Pojęcie stanu koloidalnego. Rodzaje układów koloidowych, podział koloidów, koloidy liofobowe i liofilowe. Metody otrzymywania układów koloidalnych, metody dyspersyjne, metody kondensacyjne, metody oczyszczania koloidów Właściwości optyczne układów koloidowych, efekt Tyndalla,. Właściwości elektryczne układów koloidowych: elektroforeza i elektroosmoza, potencjał elektrokinetyczny. PRZEWODNICTWO W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW. TEORIA DYSOCJACJI ELEKTROLITYCZNEJ Przewodnictwo elektrolitów. Przewodnictwo właściwe, molowe i równoważnikowe. Przewodnictwo graniczne, zależność przewodnictwa równoważnikowego od stężenia, równanie Kohlrauscha, prawo niezależnego ruchu jonów. Liczby przenoszenia i ruchliwości jonów. Miareczkowanie konduktometryczne z przykładami. Teoria dysocjacji elektrolitycznej, podział elektrolitów, obliczanie współczynników aktywności w rozcieńczonych roztworach mocnych elektrolitów. OGNIWA GALWANICZNE Typy elektrod, podział półogniw na pierwszego i drugiego rodzaju, przykłady i reakcje elektrodowe. Potencjał półogniwa (elektrody). Budowa ogniwa, SEM ogniwa, konwencja sztokholmska. Zależność SEM od aktywności reagentów, wzór Nernsta. Elektrody porównawcze, elektroda wodorowa, kalomelowa, chlorosrebrowa. Ogniwo Westona. Szereg napięciowy. Chemiczne źródła prądu. Techniczne ogniwa galwaniczne: ogniwo Volty, Daniella, Leclanchego. Akumulatory: ołowiowy, żelazowo-niklowy, kadmowo-niklowy. Ogniwa paliwowe. Pomiar SEM ogniw. Zależność SEM od temperatury. Wyznaczanie funkcji termodynamicznych reakcji zachodzących w ogniwach. WŁAŚCIWOŚCI ELEKTRYCZNE I MAGNETYCZNE CZĄSTECZEK Właściwości elektryczne: polarność cząsteczek chemicznych, pojęcie dipola, polaryzowalność. Właściwości magnetyczne: klasyfikacja właściwości magnetycznych, ferromagnetyzm, paramagnetyzm, podatność magnetyczna. FOTOCHEMIA Rodzaje fal elektromagnetycznych, prawo Grothusa-Dropera, prawo Einsteina, prawo Lamberta, prawo Lamberta- Beera, Sensybilizacja fizyczna i chemiczna, luminescencja, fluorescencja, fosforescencja. Chemiluminescencja, elektrochemiluminescencja. Proces fotograficzny, fotosynteza. PODSTAWY METOD SPEKTROSKOPOWYCH Spektroskopia rotacyjna, spektroskopia wibracyjna, spektroskopia elektronowa, spektroskopia jądrowego rezonansu
magnetycznego, spektroskopia elektronowego rezonansu paramagnetycznego. B. PROGRAM ĆWICZEŃ RACHUNKOWYCH Na ćwiczeniach tablicowych studenci rozwiązują zadania, których tematyka dotyczy wybranych zagadnień omawianych w na wykładach: pierwsza zasada termodynamiki i termochemia; druga i trzecia zasada termodynamiki; równowagi fazowe w układach jednoskładnikowych; statyka chemiczna, kinetyka chemiczna; elektrochemia (przewodnictwo w roztworach elektrolitów, ogniwa galwaniczne). Ocena z ćwiczeń zależy od liczby punktów uzyskanych podczas kolokwiów, kartkówek oraz od aktywności na zajęciach. C. PROGRAM ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH W każdym semestrze studenci wykonują osiem niezależnych ćwiczeń laboratoryjnych. Tematy ćwiczeń: 1. Symulacja kinetyki złożonych reakcji chemicznych 2. Wpływ siły jonowej na szybkość reakcji jonowych 3. Wyznaczanie aktywności oraz okresu półtrwania substancji promieniotwórczej 4. Wyznaczanie przewodnictwa granicznego elektrolitu 5. Potencjometryczny pomiar ph 6. Wyznaczanie funkcji termodynamicznych reakcji chemicznych z pomiarów SEM ogniwa 7. Badanie równowagi adsorpcyjnej w roztworze barwnika 8. Wyznaczanie stałej równowagi kwasowo-zasadowej w roztworach wodnych 9. Wyznaczanie cząstkowej entalpii molowej rozpuszczania soli 10. Elektroforeza koloidów Ocena z laboratorium jest wystawiana na podstawie sumy punktów uzyskanych podczas wykonywania poszczególnych ćwiczeń oraz wyniku go na końcu semestru. 20. Egzamin: tak (po zakończeniu semestru III i IV) 21. Literatura podstawowa: 1. P. W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa 2002 2. P. W. Atkins, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 2001 3. K. Pigoń, Z. Ruziewicz, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1981 4. Praca zbiorowa, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1980 5. J. Izydorczyk, J. Salwiński, W. Turek, Z. Uziel, Termodynamika, statyka chemiczna i równowagi fazowe w przykładach i zadaniach, Wyd. II, Wydawnictwo Politechniki Śląskiej, Gliwice, 2011. 6. W.Turek, Z.Uziel, Wykłady i zadania obliczeniowe z kinetyki chemicznej i adsorpcji z elementami katalizy, Wydawnictwo Politechniki Śl., Gliwice 2010. 7. J.Izydorczyk, W. Turek, Z. Uziel, Obliczenia fizykochemiczne z elektrochemii i równowag jonowych, Wydawnictwo Politechniki Śląskiej, Gliwice, 2008. 22. Literatura uzupełniająca: 1. S. Bursa, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1976 2. K. Gumiński, Wykłady z chemii fizycznej, PWN, Warszawa 1973 3. W. Tomassi, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1973 4. G. M. Barrow, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1978 5. P.W. Atkins i in., Chemia fizyczna zbiór zadań z rozwiązaniami, Wyd. Naukowe PWN, Warszawa, 2001 6. J. Kisielewa, G. Karetnikow, I. Kudriaszow, Zbiór zadań z chemii fizycznej z przykładami PWN, Warszawa, 1969. 7. A. Kisza, P. Freundlich, Ćwiczenia rachunkowe z chemii fizycznej, Wyd. Uniw. Wroc., Wrocław, 2004 8. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, PWN, Warszawa, 1984 9. A.A. Adamson, Zadania z chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1978 10. H.N. Avery, D.J. Shaw, Ćwiczenia rachunkowe z chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1977 23. Nakład pracy studenta potrzebny do osiągnięcia efektów kształcenia Rodzaj zajęć wykład ćwiczenia rachunkowe ćwiczeni Liczba godzin kontaktowych/pracy studenta 75/45 60/60 60/45
24. Suma wszystkich godzin: 345 25. Liczba punktów ECTS: 17 26. Liczba punktów ECTS uzyskanych na zajęciach z bezpośrednim udziałem nauczyciela akademickiego 6,5 27. Liczba punktów ECTS uzyskanych na zajęciach o charakterze praktycznym (laboratoria, projekty) 5 26. Uwagi: Zatwierdzono:. (data i podpis prowadzącego) (data i podpis Kierownika Katedry)